LA DILATATION DES GAZ LP ROMPSAY LA ROCHELLE

LA DILATATION DES GAZ

LA DILATATION DES GAZ Loi de MARIOTTE Loi de Charles Loi des gaz parfaits ( Avogadro ) Loi de DALTON Loi de GRAHAM Loi de Gay- Lussac

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La loi de Boyle- Mariotte Edme vit le jour à Dijon, en France, en 1620. Il fut, en France, l'un des pionniers de la physique expérimentale et, avec Newton, une grande figure de la physique européenne. On le désigna, en 1966, membre de l'Académie des sciences. Il est renommé pour son travail sur l'hydrostatique (étude des conditions d'équilibre des liquides et de la réparation des pressions qu'ils transmettent) ainsi que pour l'établissement de la loi des gaz. Il étudia également la mécanique des fluides, l'optique, l'hydrodynamique Edme Mariotte 1620-1684

Introduction En 1676, Edme Mariotte compléta la loi de Boyle "Le volume du gaz est inversement proportionnel à la pression qu'il reçoit", éditée en 1662, en précisant "à température constante"; c'est donc pour cette raison que cette loi fut nommée, "La loi de Boyle-Mariotte". La loi de Boyle-Mariotte nous fait comprendre pourquoi il est si dangereux de faire de la plongée sous-marine. Les plongeurs respirent de l'air comprimé; l'air se détend et augmente de volume durant la remontée. Alors si les plongeurs bloquent leur respiration durant la remontée, l'air qui est contenu dans leurs poumons va se dilater jusqu'au point de rupture des tissus.

Expérience BUT : Déterminer l’effet de la pression sur le volume d’un gaz.

Chaque piston contient 3 L de gaz à la pression de 1 bar.

On augmente le volume du premier piston de 1 L et on diminue celui du deuxième de 2 L. 3 bar 0,75 bar 1 L 4 L

La pression du gaz DIMINUE inversement proportionnellement en rapport avec le volume. La pression du gaz AUGMENTE inversement proportionnellement en rapport avec le volume. 3 bar 1 bar 1 bar 0,75 bar 1 L 3 L 3 L 4 L

Tableau des Résultats

1 2 Questions sur l'expérience 3 4

1. Trace le graphique de la pression en fonction du volume. Réponse

Relation entre la pression et le volume d'un gaz Pression (bar) Volume ( L) 1 2 3 4 5 Questions Conclusion

2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

Une hyperbole qui correspond à une relation inversement proportionnelle. Questions Conclusion

3. Qu’arrive-t-il à la pression lorsque le volume augmente? Réponse

La pression diminue inversement proportionnellement. Questions Conclusion

4. Qu’arrive-t-il au volume lorsque la pression diminue? Réponse

Le volume augmente inversement proportionnellement. Questions Conclusion

Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Edme Mariotte : P1 XV1 =P2 XV2 P1= volume initial P2= volume final V1= volume initiale V2= Volume finale Exemple

Exemple de calcul 1- P1 X V1 = P2XV2 V1 = 3L P1 = 4 bars V2 = 2 L 2- P2 = 4 x 3 2 3- P2 = 4- P2 = 6 bars

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L`hypothèse d`Avogadro

Introduction Au début du 17ème siècle, le scientifique Louis-Joseph Gay-Lussac réalisa plusieurs expériences significatives se rapportant à la chimie. Par la suite, le fameux scientifique Amadéo Avogadro trouvant ses expériences intéressantes, pris l’initiative de les approfondir en émettant une hypothèse qui révolutionna le monde de la chimie.

Découverte de Gay-Lussac Le chimiste français Louis-Joseph Gay-Lussac (1778-1850) constata qu’il y avait deux fois plus de dioxygène que de dihydrogène lors de la formation de vapeur d’eau. Il répéta plusieurs fois ses expériences qui lui prouvèrent l’importance des rapports entre les volumes lors des réactions.

+ + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

+ + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

+ + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

+ + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

+ + + + + 2 H2 (g) 1 O2 (g) 2 H2O (g) 1 H2 (g) 1 F2 (g) 2 HF (g) 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

Ce qui donna naissance à l`hypothèse d`Avogadro

Avogadro Le physicien italien Amedeo Avogadro (1776-1856) étudia les lois de la combinaison des gaz en introduisant la distinction fondamentale entre les atomes et les molécules. Il émit l’hypothèse que les particules de gaz n’étaient pas nécessairement des atomes, mais des molécules.

Hypothèse d'Avogadro

« Dans des volumes égaux de gaz, mesurés aux mêmes conditions de température et de pression, il y a le même nombre de molécules.»

H2 Cl2 CO2 N2 etc... À T.P.N. (température , pression normales) 1 mole 1 mole 1 mole 1 mole Démonstration 22.4 L 22.4 L 22.4 L 22.4 L H2 Cl2 CO2 N2 etc... Témpérature : 273 K Pression : 101.3 kPa

L’hypothèse d’Avogadro a permis à la chimie de progresser considérablement. 1- Elle explique la loi de Gay-Lussac sur les combinaisons en volumes. +

2- Elle rend possible la distinction entre les atomes et les molécules.

3- Elle prouve la diatomicité des molécules de certaines substances gazeuses.

4- Elle permet d’élaborer une méthode pour établir les masses relatives des molécules et des atomes. L’atome de carbone est douze fois plus lourd que celui de l’hydrogène .

5- Une fois les masses atomiques et moléculaires établies, on peut écrire les formules chimiques des corps. CO2 HCl H2

6- À l’aide des formules moléculaires, il devint possible d’écrire les équations chimiques. 2 CO (g) + 1 O2 (g) 2 CO2 (g)

À partir de la loi des gaz parfaits, nous allons trouver le volume molaire d ’un gaz à T.P.N.

La loi des gaz parfaits PV=nRT

Pour trouver le volume molaire à T.P.N. PV = nRT V = nRT P V = 1 mole x 8.31 kPa . L / mol.K x 273 K 101.3 kPa V = 22.4 L

H2 Cl2 CO2 N2 etc... À T.P.N. (température , pression normales) 1 mole 1 mole 1 mole 1 mole Démonstration 22.4 L 22.4 L 22.4 L 22.4 L H2 Cl2 CO2 N2 etc... Température : 273 K Pression : 101.3 kPa

pouvons constater que chaque En bref, nous pouvons constater que chaque élément à T.P.N. forme une mole de volume 22.4 litres.

Conclusion L’interprétation que proposa Avogadro pour expliquer les observations de Gay-Lussac transforma profondément la chimie. Dès ce moment , la chimie devenait une science plus structurée avec un avenir prometteur.

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LOI de GRAHAM cliquer

INTRODUCTION Vous êtes-vous déjà demandé si tous les gaz voyageaient à la même vitesse dans l’air ambiant? La loi de Graham vous apportera une réponse. cliquer

Table des matières La biographie de Graham et sa loi Théorie Problème et démonstration

Graham (Glasgow 1805- Londres 1869) Thomas cliquer Graham (Glasgow 1805- Londres 1869) Il était chimiste et il a enseigné la chimie à Glasgow en 1830. En 1837, il continue son travail à Londres et devient le directeur des Monnaies d ’Angleterre. Il a étudié la diffusion des gaz et en 1846, il établit « La loi de Graham » sur la vitesse de diffusion des gaz.

Loi de Graham Celle- ci stipule que « les vitesses de diffusion de deux gaz aux mêmes conditions de température et de pression sont inversement proportion- nelles à la racine carrée de leurs masses molaires ou de leurs masses volumiques ». Loi de Graham cliquer

La Théorie Selon la théorie cinétique moléculaire, l ’énergie cinétique (Ek) est proportionnelle à la température absolue. Ex: T0C, Ek cliquer

enseigne que l ’énergie cinétique d ’un corps possédant une masse (m) La physique nous enseigne que l ’énergie cinétique d ’un corps possédant une masse (m) et une vitesse (v) se calcule à l’aide de l’équation suivante: Ek = 1/2mv2 cliquer

cliquer Sachant que l ’énergie cinétique d ’un système de particules dépend de sa température, des particules de masses différentes voyagent donc à des vitesses différentes.

La vitesse de la diffusion des molécules varie selon la masse de ces dernières. Donc, une particule lourde voyage plus lentement: Une particule légère voyage très rapidement:

À partir de ce moment, on conclut que la vitesse de diffusion des gaz à la même température et à la même pression donne la formule suivante: Ek(1) = Ek(2) 1/2m1v21 = 1/2m2v22 m1v21 = m2v22 ou v21 m2 v22 m1 = Ce qui équivaut à: v1 cliquer m2 = v2 m1

Problème En insérant deux gaz, HCl et NH3 chacun dans une extrémité d’un tube, on constate par le calcul suivant que l’un d’eux a une masse molaire plus faible que l’autre. L ’expérience montre que ce dernier rencontre le second plus rapidement. La vitesse de HCl est 50 ml/min. Quelle est la vitesse du NH3 ? cliquer

Exemple de calcul NH3 m1 = 17g v1 m2 = v1= ? m1 v2 v1 HCl 36g m2= 36g 50 ml/min v2=50 ml/min 36g v1 = x 50 ml/min 17g v1 = 72,76 ml/min cliquer

DÉMONSTRATION HCl NH3 cliquer

DEMONSTRATION NH3 HCl NH# 40 cm 10 cm cliquer

Voyage plus rapidement que HCl cliquer masse (HCl) = 36g NH3 masse (NH3) = 17g 36g > 17g => Voyage plus rapidement que

conclusion Comme vous avez pu le constater, les gaz ne diffusent pas à la même vitesse dans l’air ambiant. La masse des molécules représente un facteur important de la vitesse de diffusion. C’est pourquoi certaines odeurs voyagent plus rapidement que d’autres.

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Relation entre la pression & la température d'un gaz

Introduction La pression d’un gaz peut être influencé par différents facteurs tels que le volume, le nombre de moles et la température. Nous examinerons plus profondément la relation qui existe entre la température et la pression d’un gaz analysé par Jacques Charles, physicien ayant étudié dans le domaine.

Le physicien français Jacques Charles a fait beaucoup de recherches sur les gaz et découvrit que la variation de la pression était directement proportionnelle à la variation de température. Biographie Jacques Charles 1746-1823

Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait la pression d’un gaz d’environ 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait qu’à -273oC, la pression d’un gaz serait nul.

Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa d’utiliser la température extrapolée correspondant au volume nul d’un gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0K fut attribué à - 2730C. Biographie Lord Kelvin 1824-1907

Suite à leur invention, les Kelvins furent adoptés dans la formule de Charles afin d ’éviter l’utilisation des chiffres négatifs. Voici comment il est possible de transférer la température à partir de degrés Celcius en Kelvin : 1oC = 1K * = variation

Expérience BUT : Déterminer l’effet de la température sur la pression d’un gaz.

Chaque ballon contient un gaz à 250K et à 3 bars.

On augmente la température du premier gaz de 150K et on diminue celle du deuxième gaz de 150K. 1,2 bar 4,8 bars

À 400K la pression a augmenté et à 100K la pression a diminué . 1,2 bar 4,8 bars

La pression du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température. Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. 1,2 bar 3 bars 3 bars 4,8 bars 250 K 100 K 250 K 400 K

Tableau des Résultats

1 2 Questions sur l'expérience 3 4

1. Trace le graphique de la pression en fonction de la température. Réponse

Questions Conclusion Température( K) 100 200 300 400 2 1 4 5 3 Pression (bar) Questions Conclusion

2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

Une droite qui correspond à une relation directement proportionnelle. Questions Conclusion

3. Qu’arrive-t-il à la pression lorsque la température augmente? Réponse

La pression augmente proportionnellement. Questions Conclusion

4. Qu’arrive-t-il à la température lorsque la pression diminue? Réponse

La température diminue proportionnellement. Questions Conclusion

Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Jacques Charles : P1 P2 T1 T2 P1= volume initial P2= volume final T1= température initiale T2= température finale Exemple

Exemple de calcul 1- P1 P2 T1 T2 T1 = 250K P1 = 3 bars T2 = 100K T2 x P1 T1 2- P2 = 100 x 3 250 3- P2 = 4- P2 = 1,2 bar

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Relation entre le volume & la température d'un gaz

Introduction Le volume d’un gaz peut être influencé par différents facteurs tels que la pression, le nombre de moles et la température. Nous examinerons plus profondément la relation qui existe entre la température et le volume d’un gaz analysé par Gay-Lussac, physicien ayant étudié dans le domaine.

Le physicien français Gay-Lussac a fait beaucoup de recherches sur les gaz et découvrit que la variation du volume était directement proportionnelle à la variation de température. Biographie Joseph Gay-Lussac 1778-1850

Effectivement, ses recherches démontraient que chaque degré de refroidissement diminuait le volume d’un gaz d’environ 1/273 de son volume initial, et inversement. Cela signifiait qu’à -273oC, le volume d’un gaz serait nul.

Sir William Thompson, mieux connu sous le nom de Lord Kelvin, proposa d’utiliser la température extrapolée correspondant au volume nul d’un gaz parfait. Ainsi, le zéro absolu 0K fut attribué à - 2730C. Biographie Lord Kelvin 1824-1907

Suite à leur invention, les Kelvins furent adoptés dans la formule de Gay-Lussac afin d ’éviter l’utilisation des chiffres négatifs. Voici comment il est possible de transférer la température à partir de degrés Celcius en Kelvin : 1oC = 1K * = variation

Expérience BUT : Déterminer l’effet de la température sur le volume d’un gaz.

* Le gaz est rose afin de faciliter la compréhension de l ’expérience. Chaque seringue contient 300mL de gaz à 250K. * Le gaz est rose afin de faciliter la compréhension de l ’expérience.

On augmente la température du premier gaz de 150K et on diminue celle du deuxième gaz de 150K. 300 mL 300 mL

À 400K le volume a augmenté et à 100K le volume à diminué . 480 mL 120 mL

avant après avant après Le volume du gaz AUGMENTE proportionnellement en rapport avec la température. Le volume du gaz DIMINUE proportionnellement en rapport avec la température. avant après avant après

Tableau des Résultats

1 2 Questions sur l'expérience 3 4

1. Trace le graphique du volume en fonction de la température. Réponse

Questions Conclusion

2. Quelle sorte de courbe est présentée sur le graphique? Réponse

Une droite qui correspond à une relation directement proportionnelle. Questions Conclusion

3. Qu’arrive-t-il au volume lorsque la température augmente? Réponse

Le volume augmente proportionnellement. Questions Conclusion

4. Qu’arrive-t-il à la température lorsque le volume diminue? Réponse

La température diminue proportionnellement. Questions Conclusion

Conclusion Suite à l’expérience que nous avons vu précédemment, nous pouvons arriver à la conclusion mathématique de Gay-Lussac : V1 V2 T1 T2 V1= volume initial V2= volume final T1= température initiale T2= température finale Exemple

Exemple de calcul 1- V1 V2 T1 T2 T1 = 250K V1 = 300ml T2 = 100K V2 = ? T2 x V1 T1 2- V2 = 100K x 300ml 250K 3- V2 = 4- V2 = 120ml

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(mots, flèches ou boutons) Savoir que: Tous les éléments (mots, flèches ou boutons) en JAUNE peuvent être sélectionnés Avant de commencer Allons-y!

Introduction Commençons! Dans la chimie, une des matières les plus passionnantes à étudier est sûrement celle concernant les gaz. Nous avons donc choisi d ’expliquer dans ce projet la « Loi de Dalton » et le fonctionnement du manomètre. Pour en apprendre davantage sur ce sujet, suivez-nous! Commençons!

Menu Biographie de Dalton Loi de Dalton Manomètre Conclusion

Biographie de Dalton Né à Eaglesfield à Cumberland, en Angleterre, le 5 Septembre 1766, John Dalton dédia sa vie à la science. Le livre le plus déterminant de sa carrière paru en 1808, s’intitulait «  A New System of Chemical Phylosophy, Part I ». Retour au menu Suite

Biographie de Dalton Ses nombreuses observations lors d ’expériences en laboratoire lui ont permis de nous révéler des théories chimiques révolutionnaires dont une des plus connues est «  La loi de Dalton » qui s ’applique au fonctionnement des manomètres. Retour au menu

Loi de Dalton Pt = PA + PB+PC+ ... La pression totale d ’un mélange gazeux est égale à la somme des pressions partielles de chacun des gaz constituant le mélange. Pt = PA + PB+PC+ ... Suite Retour au menu

Cliquez pour voir l'animation Loi de Dalton Prenons l ’exemple de deux ballons, soit un de pression partielle A et l ’autre d ’une pression partielle B. Pour trouver la pression totale du mélange de ces gaz, la loi de Dalton nous dit qu’il faut additionner ensemble ces deux pressions. Cliquez pour voir l'animation Problème Retour au menu

Animation Problème Retour au menu

Problème Gaz Pression partielle A 40,0 kPa B 10,0 kPa C 30,0 kPa D 50,0 kPa E 25,0 kPa A B C D E + + + + Pression totale = 155 kPa Retour à la loi de Dalton Retour au menu

Manomètre C’est l’instrument que nous utilisons généralement pour mesurer la pression d’un gaz ou d ’un mélange de gaz. Il existe deux sortes de manomètres: celui à bout ouvert celui à bout fermé. Retour au menu

Manomètre Cas 1 à bout ouvert Pgaz Patm > 450 mgHg Retour au menu Pression atmosphérique = 760 mmHg 450 mgHg Retour au menu h = 100 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm + h = 860 mmHg Suite Retour au manomètre

Cas 2 Manomètre à bout ouvert Pgaz Patm < Retour au 450 mgHg menu Pression atmosphérique = 760 mmHg Retour au menu 450 mgHg h = 100 mgHg 350 mgHg Pgaz = Patm - h = 660 mmHg Suite Retour au manomètre

Manomètre à bout fermé Pgaz = h colonne de mercure vide 450 mgHg h = pression du gaz = 100 mgHg 350 mgHg Retour au menu Mercure Retour au manomètre

Conclusion Avant de vous quitter, nous voudrions souligner une fois de plus que la loi de Dalton permet d’analyser la pression d’un mélange de gaz et que le manomètre est un instrument qui mesure la pression d ’un gaz ou d ’un mélange de gaz. Nous vous laissons donc, espérant que vous avez compris le principe de la loi de Dalton et du fonctionnement du manomètre.